Modelos atómicos

1. Modelos

En la Naturaleza nos encontramos con sistemas observables mediante nuestros sentidos y con sistemas que no podemos observar directamente (el microcosmos y el macrocosmos). Necesitamos imaginarnos cómo son esos sistemas no observables, y representarlos con elementos materiales cuyo funcionamiento sea lo más análogo posible a nuestro conocimiento de ese mundo no abierto a nuestros sentido. Eso es un modelo, pero para que sea aceptado por los científicos debe:

• Explicar los fenómenos observables.
• Sus hipótesis deben ser contrastables experimentalmente.
• Poseer coherencia interna y con el resto de conocimientos aceptados.
• Permitir predecir fenómenos.

2. Divisibilidad del átomo

Si el siglo XIX comenzó con la propuesta del modelo atómico de Dalton, a lo largo del mismo se estudiaron una serie de fenómenos que pusieron de manifiesto lo inadecuado de suponer que los átomos eran indivisibles. Algunas de las aportaciones más importantes que llevaron a los científicos de finales del siglo XIX a suponer que los átomos debían ser algo más complejo de lo imaginado por Dalton.

2.1 Experiencias relacionadas con fenómenos eléctricos.

Con las experiencias de Faraday sobre la electrólisis (1830) se empezó a pensar en la naturaleza eléctrica de la materia y en la posible divisibilidad de los átomos.

2.2 La periodicidad de las propiedades de las sustancias simples.

La tabla periódica de Mendeleiev, que tomaba como base la masa atómica, al tiempo que supuso un gran avance en el conocimientos de la química, generaba nuevas preguntas que apuntaban la existencia de una estructura interna en los átomos. Si, según Dalton, la única diferencia entre los átomos de diferentes elementos era su masa:

• ¿Cómo se explica que elementos como flúor y sodio, cuyos átomos tiene masa atómica muy parecida tengan propiedades químicas tan diferentes?
• ¿Por qué los elementos de una misma columna de la tabla, que tienen masas muy diferentes, poseen propiedades muy semejantes?

Tabla periódica de Mendeleyev de 1871(Wikimedia Commons)

2.3 Los espectros atómicos

Las sustancias simples en estado gaseoso emiten luz de un color característico cuando son "excitadas" por medio de descargas eléctricas, estableciendo una corriente eléctrica entre los extremos de un tubo con el gas a baja presión (como en el caso de los tubos de neón) o cuando se calientan en una llama.

Si esa luz se hace pasar por un prisma, se descompone en diferentes colores que al proyectarse sobre una pantalla forman una serie de rayas (aninación). Se pudo ver que cada gas daba una serie de rayas de colores característicos (se les denominó espectros de emisión).

Se sabía que la emisión de luz proviene de acelerar cargas eléctricas, la existencia de un espectro característico de cada elemento hacía pensar en cargas eléctricas en el interior de los átomos organizadas de forma diferente según el átomo de que se tratase.

2.4 El descubrimiento del electrón: los rayos catódicos.

Para establecer una corriente eléctrica entre los extremos de un tubo con un gas a baja presión (neón, hidrógeno, sodio, ...) es necesario conectar dos objetos metálicos, situados en el interior del tubo, a un generador de corriente capaz de proporcionar un voltaje muy elevado. Esos dos objetos se denominan electrodos, y en concreto llamamos cátodo al conectado al polo negativo y ánodo al conectado al positivo del generador.

Cuando circula la corriente ese gas se "excita" y emite su espectro característico, pero si en el tubo se consigue una presión muy baja, la luz desaparece y se nota una fluorescencia muy débil en la parte opuesta al cátodo. Esta fluorescencia se supuso que era debida a una radiación que partía del cátodo, por lo que se la conoce con el nombre de rayos catódicos.

Una vez descubiertos, se empezó a estudiar su comportamiento tratando de identificar su naturaleza y procedencia. En experiencias diversas se pudo comprobar que los rayos catódicos:

• Son atraídos por cuerpos cargados positivamente (imagen).
• Pueden desviarse por la acción de un campo magnético (p. ej. cuando se les acerca un imán vídeo).
• Provocan la aparición de una sombra cuando se interpone un objeto en su camino (animación, fotos,vídeo).
• Hacen girar las aspas de un molinillo que se interponga en su camino (fotos, vídeo).

Todas estas propiedades no dependen del gas encerrado en el tubo o del metal del cátodo.

Con los datos proporcionados en la información anterior ¿qué se puede decir las características de los rayos catódicos?

• ¿Son o no partículas?.
• ¿Crees que tienen carga eléctrica?
• ¿Cómo se mueven?

Indica qué parte de la información consideras para contestar

¿Crees que esto puede alterar en algo el modelo de átomo propuesto por Dalton?

Thomson (1897) demostró que las propiedades de los rayos catódicos se podían explicar si se consideraba que estaban constituidos por haces de partículas con carga negativa, y propuso que esas partículas estaban presentes en los átomos de todos los elementos.

Thomson, además, determinó experimentalmente la relación carga masa (q/m) de dichas partículas y comprobó que era la misma fuese cual fuese el gas encerrado o el metal de los electrodos. Estas partículas idénticas entre sí, con carga negativa y que se debían encontrar en todos los átomos, recibieron el nombre de electrones.

Fue Millikan (1.906) el que determinó el valor de la carga de los electrones estudiando el movimiento de gotitas de aceite cargadas sometidas a fuerzas electrostáticas y gravitatorias opuestas.

Una aplicación de los rayos catódicos: la televisión

3. Modelo atómico de Thomson

La idea de que los electrones procedían de los propios átomos rompía con la indivisibilidad de los mismos que propuso Dalton y al mismo tiempo planteaba otras importantes preguntas.

• Si el átomo no es indivisible; ¿cómo es "por dentro"?
• Si se considera que el átomo es eléctricamente neutro y hemos visto que en su interior hay carga eléctrica negativa, tendrá que haber también carga positiva; ¿cómo se encuentra esta?

Dos años después de haber descubierto el electrón Thomson propuso su modelo acerca de la estructura interna del átomo.

Concibe de forma razonada una posible estructura de los átomos considerando que:

• Los electrones están presentes en los átomos de todos los elementos.
• La masa y el tamaño del los electrones son muchísimo más pequeñas que los del átomo más pequeño que existe (el de hidrógeno).
• Los átomos son eléctricamente neutros.
• Modelo atómico de Thomson

4. Modelo atómico de Rutherford

4.1 El descubrimiento de la radiactividad.

Fue descubierta por Henri Becquerel en 1896 cuando investigaba un mineral de uranio, la pechblenda. El fenómeno consistía en la emisión espontánea de radiaciones capaces de atravesar cuerpos opacos, impresionaban placas fotográficas incluso bien envueltas en papel negro. Dos años más tarde, los estudios de María Curie y su marido Pierre Curie permitieron el descubrimiento de dos nuevos elementos radiactivos, el polonio y el radio.

Debido a la elevada radiactividad del metal, el radio y sus sales son luminosas en la oscuridad. Se utilizaron en pinturas para decorar los números y manecillas de relojes que, naturalmente, brillaban en la oscuridad.

¿Por qué en la actualidad no se utilizan esas pinturas en los relojes?

Las radiaciones emitidas fueron estudiadas por Rutherford que, en 1898, encontró dos tipos de radiaciones emitidas por el uranio, a las que llamó alfa (α) y beta (β) . Poco después Paul Villard identificó un tercer tipo de radiaciones a las que llamó gamma (γ).

En 1902 Rutherford y Soddy (1877-1956), tras analizar las características de esas radiaciones, llegaron a las siguientes conclusiones:

• La radiación alfa estaba constituida por partículas de carga eléctrica positiva (con una carga doble de la del electrón), una masa aproximadamente cuatro veces mayor que la del átomo de hidrógeno y se desplazan a gran velocidad (unos 20.000 km/s). En 1909 Rutherford, junto con T. Royds, estableció definitivamente que las partículas alfa, eran iones de helio.
• La radiación beta estaba formada por partículas con carga negativa y una masa mucho menor que la de las radiaciones alfa, eran electrones.
• La radiación gamma no experimentaba desviaciones como consecuencia de interacciones eléctricas y magnéticas y parecía ser una radiación electromagnética de alta energía.

4.2 Contrastación del modelo atómico de Thomson

El modelo atómico de Thomson debía ser puesto a prueba para contrastar su validez. Rutherford ideó un experimento consistente en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina lámina de metal.

El resultado que cabía esperar era que las partículas alfa atravesaran la lámina dispersándose muy poco de su trayectoria, estas eran las razones:

• Las partículas alfa poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000 km/s), al encontrarse los electrones distribuidos uniformemente dentro de la masa con carga positiva, la fuerza de atracción o repulsión eléctrica sobre las partículas alfa sería muy pequeña.
• Además, como las partículas alfa debían pasar por un gran número de átomos para atravesar la lámina de metal, las desviaciones hacia diferentes direcciones se irían compensando.

Pero los resultados experimentales encontrados no fueron los esperados:

• La mayor parte de las partículas alfa atraviesan la lámina sin desviarse, unas pocas experimenta notables desviaciones y algunas retroceden como si hubiesen rebotado.

Simulación del experimento de Rutherford

4.3 El modelo nuclear del átomo de Rutherford

El valor resultante, como era de esperar, está entre los dos anteriores aunque más cerca del Li-7, más abundante.

La abundancia relativa en la naturaleza de cada uno de los isótopos del neón es: 90.0% de ²⁰Ne, 0.27% de²¹Ne y 9.73% de ²²Ne. Calcula la masa atómica promedio del neón.

6. El modelo atómico de Bohr

• ¿Qué son las ondas electromagnéticas?

El modelo nuclear del átomo elaborado por Rutherford presentaba importantes limitaciones.

• Según la Física clásica, una partícula con carga eléctrica y acelerada emite energía en forma de radiación electromagnética (Ondas De Radio Y Campos Electromagnéticos). Un electrón: que gira alrededor del núcleo a velocidad constante es una partícula cargada sometida a una aceleracióna, ya que la dirección de su vector velocidad cambia continuamente. Por tanto, los electrones, en el modelo de Rutherford, emitirían energía por radiación y al ir perdiendo esa energía describirán una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. Así, el átomo de Rutherford es inestable, se colapsaría, algo que no ocurre.
• Aparentemente, las diferentes propiedades de los átomos no son debidas al número de protones o de electrones, pues átomos con parecido número de partículas poseen propiedades muy diferentes. ¿De qué dependen entonces las propiedades de los átomos?
• No explica los espectros atómicos.

6.1 La teoría cuántica de Planck y Einstein

La teoría cuántica fue propuesta en 1900 por el físico Max Planck para explicar la radiación de un cuerpo caliente. Según esa teoría, la energía de los sistemas está cuantizada, lo que significa que solamente puede tomar ciertos valores, que son múltiplos enteros de una cantidad determinada llamada cuanto de energía.

Unos pocos años después Albert Einstein utilizó la teoría cuántica para tratar la emisión de electrones por metales expuestos a la luz (el efecto fotoeléctrico). Einstein extendió el concepto de cuantización de la energía a la radiación electromagnética. Propuso la hipótesis de que la energía transportada por la radiación electromagnética (considerada en esa época de carácter ondulatorio) estaba concentrada en pequeñas regiones discretas (como en pequeños "granos de energía") a esas porciones de energía o cuantos de energía los llamó fotones. La energía de un fotón (E) se puede determinar multiplicando la frecuencia de la radiación (f) por la constante de Planck (h=6,6262 10^-34J s):

E = h f

Ampliación

6.2 El modelo de Bohr

Niels Bohr, en 1910, compaginó la idea de átomo nuclear de Rutherford con los nuevos conocimientos de Física que comenzaban a desarrollarse en aquella época (la teoría cuántica de Planck y Einstein) y elaboró un nuevo modelo atómico, algunas de cuyas características son:

• Los electrones sólo pueden describir ciertas órbitas circulares de modo estable. En cada una de esas órbitas, al sistema formado por el electrón y el resto del átomo le corresponde una determinada energía, que no puede tomar cualquier valor. Como sólo hay ciertos valores de energía permitidos, a cada uno de ellos le corresponde un radio de órbita estable. En esencia, según este modelo, un electrón no puede encontrarse a cualquier distancia del núcleo.
• Las órbitas de mayor energía son las de mayor radio.
• Mientras que un electrón gira en una órbita, no emite energía alguna.
• Cuando un átomo absorbe suficiente energía un electrón puede pasar a otra órbita de mayor energía (mayor radio), y sólo vuelve a una órbita permitida más interna si emite la diferencia de energía que corresponda mediante la emisión de un fotón (radiación electromagnética). Esto explica la existencia de los espectros discontinuos de emisión.